Nomenclatura dei composti chimici

1 Nomenclatura dei composti chimici Nomenclatura tradizionale e nomenclatura sistematica (IUPAC) La nomenclatura ha origine dalla distinzione degli elementi in metalli e non metalli. Da qui si fanno derivare due serie parallele di composti (serie basica e serie acida). O 2 H Metallo Ossido (basico) 2 O Idrossido (base) O 2 non Metallo Anidride (Ossido acido) H 2 O Acido (Ossiacido) La nomenclatura tradizionale si basa sull uso di prefissi e suffissi correlati allo stato di ossidazione degli atomi. La nomenclatura iupac ha l obiettivo di rendere immediatamente evidenti il numero di atomi o gruppi chimici presenti in una molecola, facendoli precedere da opportuni prefissi moltiplicativo (che coincidono ovviamente con il loro indice). Nella tabella seguente sono riportati alcuni prefissi moltiplicativi 1 mono 11 undeca 2 di (bis) 12 dodeca 3 tri (tris) 13 trideca 4 tetra (tetrakis) 14 tetradeca 5 penta (pentakis) 15 pentadeca 6 esa (esakis) 16 esadeca 7 epta (eptakis) 17 eptadeca 8 octa (octakis) 18 octadeca 9 nona (nonakis) 19 nonadeca 10 deca (decakis) 20 icosa (octa=otta, epta=etta)

2 Numero di ossidazione (n.o.) o stato di ossidazione. Si definisce numero di ossidazione o stato di ossidazione la carica, reale o formale, che acquista un atomo quando si assegnano convenzionalmente gli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo. La carica è reale nei composti ionici ed in tal caso coincide con il numero di cariche portate dallo ione. Ad esempio nel cloruro di sodio NaCl, costituito da uno ione sodio Na + e da uno ione cloro Cl -, il sodio presenta n.o.+1, mentre il cloro presenta n.o.-1. La carica è formale nei composti covalenti. Ad esempio nell'acqua H 2 O, gli elettroni di legame vengono assegnati all'ossigeno più elettronegativo, il quale assume perciò convenzionalmente 2 cariche negative e presenta n.o. -2. Ciascuno dei due idrogeni presenta quindi n.o. +1. Il numero di ossidazione si scrive sopra il simbolo chimico sotto forma di numero relativo +4 Pb Lo stato di ossidazione si scrive ad esponente del simbolo chimico o racchiuso tra parentesi tonde come numero romano Pb IV Pb(IV) Ciascun elemento chimico può presentare più di un numero di ossidazione.

3 Vengono date di seguito alcune regole per l'attribuzione dei numeri di ossidazione. il n.o. delle sostanze elementari (H 2, O 2, Na, Cu etc) è sempre zero poiché ci troviamo di fronte ad atomi di uno stesso elemento, aventi perciò la stessa elettronegatività. Più in generale quando in una molecola due atomi di uno stesso elemento si uniscono con legame covalente, gli elettroni di legame non vanno attribuiti a nessuno dei due atomi. Il n.o. di uno ione è pari alla sua carica Ca 2+ (no +2) Al 3+ (n.o. +3) S 2- (n.o. -2) L'idrogeno presenta sempre n.o. +1 tranne che quando si lega direttamente con metalli più elettropositivi (idruri), ed in cui ha dunque n.o. -1. L'ossigeno ha sempre no -2 tranne quando forma un legame covalente puro con se stesso (perossidi O-O-) dove presenta n.o. -1. (secondo quanto previsto dalla regola numero 1 gli elettroni del legame tra atomi uguali non vanno attribuiti, mentre viene attribuito all'ossigeno l'altro elettrone utilizzato per legarsi ad altri elementi) il fluoro, essendo l'elemento più elettronegativo della tabella periodica, ed avendo bisogno di un solo elettrone per raggiungere l'ottetto, ha sempre n.o. -1 Gli altri elementi del VII gruppo A hanno anch'essi no -1, tranne quando si legano con elementi più elettronegativi, come ad esempio l'ossigeno, in tal caso presentano nox positivi. In generale il n.o. più elevato di un elemento corrisponde al numero d'ordine del gruppo cui appartiene. Così gli elementi del primo gruppo presentano n.o. +1, quelli del secondo +2, quelli del terzo +3 e così via fino agli elementi del settimo gruppi che presentano come n.o. più elevato +7. sempre in generale, quando un elemento presenta più di un n.o., il valore di quest'ultimo diminuisce di 2 unità alla volta. Così gli elementi del VII gruppo oltre al no.. +7 possono presentare no +5, +3, +1, -1. gli elementi del VI gruppo oltre al no + 6 possono presentare n.o. +4, +2, -2. In una specie chimica neutra la somma dei n.o. di tutti gli atomi che la compongono deve sempre essere nulla. In uno ione poliatomico la somma dei n.o. dei diversi atomi deve sempre essere pari alla carica totale dello ione.

4 Le ultime due regole ci permettono, partendo da una formula chimica, di calcolare il numero di ossidazione incognito della maggior parte degli elementi. Ad esempio: 1. calcoliamo il numero di ossidazione dello zolfo S nell'anidride solforosa SO 2, procediamo come segue: -2 SO 2 ciascun atomo di ossigeno presenta n.o. -2; complessivamente i due atomi presentano n.o. -4; indico con x i n.o. di S x-4=0 x=+4 affichè la somma dei n.o. sia zero lo zolfo deve presentare nox + 4 +4-2 SO 2 2. Calcoliamo il n.o.del carbonio nello ione poliatomico ( H C O 3 ) - +1 x -2 ( H C O 3 ) - i tre atomi di ossigeno presentano complessivamente no - 6, l'idrogeno presenta no + 1. (-6+x+1) = -1 x= +4 Affinchè la somma di tutti i no dia la carica complessiva dello ione pari a -1, il carbonio deve presentare no +4. +1+4-2 ( H C O 3 ) - 3. Calcoliamo il n.o.del fosforo nel composto H 4 P 2 O 7 +1+2x -2 H 4 P 2 O 7 i sette atomi di ossigeno presentano complessivamente n.o. 14 l'idrogeno presenta complessivamente n.o. + 4. (14+2x+4) = -1 2 x = -10 x=+5 +1+5-2 H 4 P 2 O 7 Affinchè la somma algebrica dei n.o. sia zero, P 2 deve presentare n.o.+ 10 pertanto ogni atomo di fosforo deve presentare n.o. +5

5 Regole per la costruzione dei composti binari I composti binari sono formati da due soli elementi chimici. Convenzionalmente si scrivono ponendo per primo l'elemento meno elettronegativo, seguito dall'elemento più elettronegativo. Vi sono comunque eccezioni a tele regola di cui diremo Il simbolo di ciascun elemento è seguito da un numero a pedice, detto indice, che indica quanti atomi di quell' elemento sono presenti nel composto. Gli indici sono apposti in modo tale che, sommando i rispettivi no.., la molecola risulti neutra. Per calcolare gli indici in modo semplice è sufficiente utilizzare il no.. del primo elemento come indice del secondo e viceversa. Ad esempio se vogliamo scivere la formula di un composto binario formato da un elemento A il cui numero di ossidazione sia +2 e da un composto B il cui numero di ossidazione sia -3, otterremo +2-3 A + B = A 3 B 2 Si noti che l'elemento con il numero di ossidazione negativo (il più elettronegativo) è stato scritto per secondo. Tale metodo di costruzione dei composti binari garantisce la neutralità della molecola. Infatti nella molecola sono presenti 3 atomi di A per un totale di 6 cariche positive e 2 atomi di B per un totale di 6 cariche negative. Qualora dopo aver calcolato gli indici questi risultino divisibili per uno stesso numero, gli indici vanno semplificati, tranne alcuni casi particolari (vedi ad esempio alcuni perossidi). Fanno eccezione alcuni composti, la cui formula è necessario conoscere, come ad esempio il perossido di idrogeno, H 2 O 2, in cui gli indici non vanno semplificati.

6 Metallo+ossigeno Metallo+idrogeno Non-Metallo+ossigeno Non-Metallo+idrogeno Cl,Br,I,F,S Ossidi basici idruri Ossidi acidi idracidi H 2 O H 2 O idrossidi acidi Sali Sali

7 Ossidi basici Gli ossidi sono composti chimici che si ottengono dalla reazione di un metallo con l ossigeno. Metallo + O 2 ossido La loro formula si scrive facendo seguire al simbolo del metallo quello dell ossigeno. All ossigeno si da come indice il numero di ossidazione del metallo al metallo quello dell ossigeno M 2 O n M simbolo metallo O simbolo ossigeno n numero di ossidazione del metallo 2 numero di ossidazione dell ossigeno esempio: Li + O 2 Li 2 O ossido di litio bilanciando la reazione 4 Li + O 2 2 Li 2 O Nomenclatura tradizionale: Quando il metallo ha un solo numero di ossidazione OSSIDO di.. Quando il metallo ha due numeri OSSIDO.OSO n più basso di ossidazione OSSIDO.ICO n più alto Ad esempio: Na 2 O [n.o. +1] prende il nome di ossido di sodio FeO [n.o. +2] prende il nome di ossido ferroso Fe 2 O 3 [n.o. +3] prende il nome di ossido ferrico Nomenclatura iupac si numerano gli atomi del metallo dell ossigeno presenti nel composto usando gli opportuni prefissi: Ad esempio: Li 2 O prende il nome di ossido di dilitio Al 2 O 3 prende il nome di triossido di dialluminio FeO prende il nome di ossido di ferro Fe 2 O 3 prende il nome di triossido di diferro Proprietà chimiche: Gli ossidi basici sono tutti composti ionici e quindi esistono tutti allo stato solido. La maggior parte ha un comportamento basico cioè le loro soluzioni presentano un ph > 7. La basicità degli ossidi è dovuta alla loro capacità di generare in soluzione ioni OH - (ossidrili) che sono responsabili della colorazione blu del tornasole. CaO + H 2 O Ca(OH) 2 (aq) Ca 2+ +2 OH -

8 Formule e nomenclatura dei principali ossidi basici. gruppo metallo n.o. formula Nome tradizionale Nome iupac 1A Li Na K +1 Li 2 O Na 2 O K 2 O Ossido di litio Ossido di sodio Ossido di potassio Ossido di dilitio Ossidi di disodio Ossido di dipotassio IIA IIIA Be Mg Ca Sr Ba Al Ga +2 BeO MgO CaO SrO BaO +3 Al 2 O 3 Al 2 O 3 Ossido di berillio Ossido di magnesio Ossido di calcio Ossido di stronzio Ossido di bario Ossido di alluminio Ossido di gallio Ossido di berillio Ossido di magnesio Ossido di calcio Ossido di stronzio Ossido di bario triossido di dialluminio triossido di digallio IVA Sn +2,+4 SnO SnO 2 Ossido stannoso Ossido tannico monossido di stagno diossido di stagno VA Pb Sb PbO PbO 2 +3,+5 Sb 2 O 3 Sb 2 O 3 Ossido piomboso Ossido piombico Ossido antimonioso Ossido antimonico monossido di piombo diossido di piombo triossido di diantimonio pentossido di diantimonio M E T A L L I Bi Cr Mn Fe +2+3 +2+4 +2+3 Bi 2 O 3 Bi 2 O 3 CrO Cr 2 O 3 MnO MnO 2 FeO Fe 2 O 3 Ossido bismutoso Ossido bismutico Ossido cromoso Ossido cromico Ossido manganoso Ossido manganico Ossido ferroso Ossido ferriico triossido di dibismuto pentossido di dibismuto monoossido di cromo triossido di dicromo monossido di manganese diossido di manganese monossido di ferro diossido di diferro D I T R A N S I Z I O N E Co Ni Cu Zn Hg Ag +2+3 +2+3 +1+2 +2 +1+2 +1 CoO Co 2 O 3 NiO Ni 2 O 3 Cu 2 O CuO 2 ZnO Hg 2 O HgO Ag 2 O* Ossido cobaltoso Ossido cobaltico Ossido nicheloso Ossido nichelico Ossido rameoso Ossido rameico Ossido di zinco Ossido mercurioso Ossido mercurico Ossido di argento monossido di cobalto triossido di dicobalto monossido di nichel triossido di dinichel monossido di dirame diossido di rame Ossido di zinco monossido di dimercurio monossido di mercurio Ossido di diargento Au +1+3 Au 2 O* Au 2 O 3 * Ossido auroso Ossido aurico ossido di dioro triossido di dioro *di difficile formazione

9 Ossidi acidi o anidridi Le anidridi o ossidi acidi sono composti chimici che si ottengono dalla reazione di un non metallo con l ossigeno. La loro formula si scrive facendo seguire al simbolo del non metallo quello dell ossigeno. All ossigeno si da come indice il numero di ossidazione del non metallo al non metallo quello dell ossigeno. X 2 O n X simbolo non metallo O simbolo ossigeno n numero di ossidazione del metallo 2 numero di ossidazione dell ossigeno Esempio: +1-2 Cl + O 2 Cl 2 O bilanciando la reazione 4 Cl + O 2 2Cl 2 O La nomenclatura tradizionale si attiene alle regole adottate per gli ossidi basici salvo che il termine ossido di, viene sostituito con anidride. Quando il non metallo ha un solo numero di ossidazione ANIDRIDE ICA Quando il non metallo ha due numeri di ANIDRIDE.OSA ossidazione ANIDRIDE.ICA n più alto Quando il non metallo ha quattro numeri di ossidazione ANIDRIDE IPO.OSA ANIDRIDE.OSA ANIDRIDE. ICA ANIDRIDE PER.ICA Da n.o. più basso a più alto Ad esempio N 2 O 3 (n.o.+3) anidride nitrosa N 2 O 5 (n.o.+5) anidride nitrica Cl 2 O (n.o.+1) anidride ipoclorosa Cl 2 O 3 (n.o.+3) anidride clorosa Cl 2 O 5 (n.o.+5) anidride clorica Cl 2 O 7 (n.o.+7) anidride perclorica Nomenclatura IUPAC Si numerano gli atomi del non metallo e dell ossigeno presenti nel composto usando gli opportuni prefissi: Ad esempio: N 2 O 3 prende il nome di triossido di diazoto Cl 2 O 7 prende il nome di eptossido di dicloro P 2 O 5 prende il nome dii pentossido di diferro Proprietà chimiche: Non metallo + O 2 ossido acidi (anidride).la maggior parte degli ossidi acidi ha un comportamento acido cioè le loro soluzioni presentano un ph < 7. La loro acidità è dovuta alla capacità di generare in soluzione ioni H + che sono responsabili della colorazione rossa del tornasole

10 SO 2 + H 2 O H 2 SO 4 (aq) 2 + + S O 4 - N.B. Alcuni metalli di transizione come il cromo il manganese formano ossidi a carattere acido mentre il carbonio (non metallo) forma anche un ossido basico CO prende il nome di ossido di carbonio (e non anidride carbonosa) CrO prende il nome di ossido cromoso Cr 2 O 3 prende il nome di ossido cromico CrO 3 prende il nome di anidride cromica MnO prende il nome di ossido manganoso Mn 2 O 3 prende il nome di ossido manganico MnO 2 prende il nome di biossido di manganese MnO 3 prende il nome di anidride manganica Mn 2 O 7 prende il nome di anidride permanganica H + Formule e nomenclatura dei principali ossidi acidi: gruppo Non n.o. formula Nome tradizionale Nome iupac metallo IIIA B +3 B 2 O 3 Anidride borica triossido di diboro IVA C Si +4 CO 2 SiO 2 Anidride carbonica Anidride silicica VA N P +3+5 3+5 N 2 O 3 N 2 O 5 P 2 O 3 P 2 O 3 Anidride nitrosa Anidride nitrico Anidride fosforosa Anidride fosforica triossido di diazoto pentossido di diazoto triossido di difosforo pentossido di difosforo As 3+5 As 2 O 3 Al s O 3 Anidride arseniosa Anidride arsenica triossido di diarsenico pentossido di diarsenico IIIA S +4 +6 IVA Cl +1 +3 +5 +7 SO 2 SO 3 Cl 2 O Cl 2 O 3 Cl 2 O 5 Cl 2 O 7 Anidride solforosa Anidride solforica Anidride ipocloroso Anidride ipoclorosa Anidride clorica Anidride perclorica diossido di zolfo triossido di zolfo monossido di dicloro triossido di dicloro pentossido di dicloro eptossido di di cloro +1 +3 +5 Br 2 O Br 2 O 3 Br 2 O 5 Anidride ipobromoso Anidride bromosa Anidride bromica monossido di dibromo triossido di dibromo pentossido di dibromo +1 +5 +7 I 2 O I 2 O 5 I 2 O 7 Anidride iodoso Anidride iodica Anidride periodico monossido di diiodio pentossido di di iodio eptossido di di iodio Cr +6 CrO 3 Anidride cromica Triossido di cromo Mn +4 +6 +7 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7 Anidride manganosa Anidride manganica Anidride permanganica diossido di manganese triossido di manganese eptossido di manganese

11 Idruri Gli Idruri sono i composti che l'idrogeno forma con elementi meno elettronegativi, pertanto l idrogeno presenta pertanto no -1 (ione idruro H - ) e quindi nella formula va scritto per secondo. Gli idruri hanno formula generale XH n con X simbolo del metallo o del non metallo n = no dell elemento X La nomenclatura tradizionale e IUPAC coincidono per gli idruri. Il loro nome è formato dal termine "idruro di" seguito dal nome dell elemento. La nomenclatura IUPAC prevede naturalmente l uso di opportuni prefissi moltiplicativi Nome iupac Nome tradizionale KH idruro di potassio idruro di potassio Li H idruro di litio idruro di litio NaH idruro di sodio idruro di sodio MgH 2 diidruro di magnesio idruro di magnesio CaH 2 diidruro di calcio idruro di calcio AlH 3 triidruro di alluminio idruro di alluminio. NH 3 triidruro di azoto* idruro di azoto ammoniaca** PH 3 triidruro di fosforo idruro di fosforo fosfina* CH 4 tetradruro di carbonio idruro di carbonio metano* Proprietà chimiche: Questi composti reagiscono violentemente con l acqua rendendo basica la soluzione (si formano ioni OH e ph 7). LiH + H 2 O Li (OH) + H 2 Li + + (OH) - * NH 3,PH 3, CH 4 sono definiti idruri covalenti perchè l idrogeno e il non metallo sono legati da un legame covalente **In realtà l azoto è più elettronegativo dell idrogeno ed il composto andrebbe scritto H 3 N (nitruro di idrogeno), ma l ammoniaca presenta comunque carattere basico e si conviene dunque di non scrivere gli idrogeni per primi, come avviene per gli idracidi.

12 Perossidi Hanno un atomo di ossigeno in più rispetto a quello dei corrispondenti ossidi. Per scrivere la loro formula è sufficiente scrivere la formula dell ossido corrispondente e aumentare l indice dell ossigeno di una unità. In questi composti l ossigeno ha n.o= -1 Esempio: Na 2 O ossido di sodio Ba 2 O ossido di bario Na 2 O 2 perossido di sodio Ba 2 O 2 perossido di bario H 2 O ossido di idrogeno H 2 O 2 perossido di idrogeno

13 Idrossidi Gli idrossidi sono composti chimici che si ottengono dalla reazione di un ossido basico con una più molecole di acqua. Ossido + nh 2 O Idrossido Gli idrossidi hanno formula generale Me(OH) n Me simbolo metallo n numero di ossidazione del metallo (OH) ossidrile La loro formula si scrive facendo seguire al metallo tanti gruppi ossidrili o idrossidi (OH) quanti ne richiede il suo numero di ossidazione. Ad esempio dall'ossido di potassio si ottiene l'idrossido di potassio K 2 O + H 2 O K(OH) bilanciando la reazione K 2 O + H 2 O 2K(OH) Reazioni di sintesi di alcuni idrossidi Li 2 O + H 2 O 2Li (OH) idrossido di litio MgO + H 2 O Mg(OH) 2 Al 2 O 3 + 3 H 2 O 2 Al(OH) 3 idrossido di Magnesio idrossido di Alluminio Nomenclatura tradizionale. Adotta lo stesso metodo utilizzato per gli ossidi con la sola differenza che il termine ossido di si sostituisce con idrossido di Quando il metallo ha un solo numero di ossidazione IDROSSIDO di.. Quando il metallo ha due numeri di IDROSSIDO.OSO n più basso ossidazione IDROSSIDO.ICO n più alto Ad esempio: KOH prende il nome di idrossido di potassio Ca(OH) 2 prende il nome di idrossido di calcio Fe(OH) 3 prende il nome di idrossido ferrico Fe(OH) 2 prende il nome di idrossido ferroso

14 Nomenclatura IUPAC Per gli idrossidi, la nomenclatura IUPAC si attiene alle stesse regole adottate per gli ossidi, con la sola differenza che il termine *ossido di si sostituisce con *idrossido di. Ad esempio: Al(OH) 3 prende il nome di triidrossido di alluminio Fe(OH) 3 prende il nome di triidrossido di ferro Nome sistematico (IUPAC) Nome tradizionale Mg(OH) 2 diidrossido di magnesio idrossido di magnesio LiOH idrossido di litio idrossido di litio Al(OH) 3 triidrossido di alluminio idrossido di alluminio Pb(OH) 2 diidrossido di piombo (II) idrossido piomboso Pb(OH) 4 tetraidrossido di piombo (IV) idrossido piombico Proprietà chimiche: Sono dei composti ionici pertanto sono tutti solidi. Le loro soluzioni acquose sono caratterizzate dalla presenza dello ione OH pertanto hanno carattere basico e colorano di blu una cartina al tornasole. Gli idrossidi dei metalli alcalini (Li, Na, K) e dei metalli alcalino terrosi (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) sono basi forti perchè completamente dissociati in ioni in soluzione acquosa. Es: Na OH + H 2 O (aq) Mg(OH) 2+ H 2 O (aq) Na (aq) +OH(aq) Mg 2+ (aq) +OH - (aq)

15 Formule e nomenclatura dei principali ossidi basici. gruppo metallo n.o. formula Nome tradizionale Nome iupac 1A Li Na K +1 LiOH NaOH KOH Idrossido di litio Idrossido di sodio Idrossido di potassio Idrossido di dilitio Idrossidi di disodio Idrossido di dipotassio IIA Be Mg Ca Sr Ba +2 Be(OH) 2 Mg(OH) 2 Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2 Idrossido di berillio Idrossido di magnesio Idrossido di calcio Idrossido di stronzio Idrossido di bario didrossido di berillio diidrossido di magnesio diidrossido di calcio diirossido di stronzio diidrossido di bario IIIA Al Ga +3 Al(OH) 3 Al(OH) 3 Idrossido di alluminio Idrossido di gallio triidrossido di dialluminio triidrossido di digallio IVA Sn +2,+4 Sn(OH) 2 SnOH) 4 Idrossido stannoso Idrossido stannico diidrossido di stagno tetraidrossido di stagno Pb Pb(OH) 2 Pb(OH) 4 Idrossido piomboso Idrossido piombico diidrossido di piombo tetraidroossido di piombo VA Sb +3 Sb(OH) 3 triidrossido di antimonio Bi Bi(OH) 3 triidrossido di di bismuto M E T A L L I D I T R A N S I Z I O N E Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Hg Ag +2+3 +2+4 +2+3 +2+3 +2+3 +1+2 +2 +1+2 +1 Cr(OH) 2 Cr(OH) 3 Mn(OH) 2 Mn(OH) 4 Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 Co(OH) 2 Co(OH) 3 Ni(OH) 2 Ni(OH) 3 Cu(OH) Cu(OH) 2 Zn(OH) 2 Hg(OH) Hg(OH) 2 Ag(OH) Idrossido cromoso Idrossido cromico Idrossido manganoso Idrossido manganico Idrossido ferroso Idrossido ferriico Idrossido cobaltoso Idrossido cobaltico Idrossido nicheloso Idrossido nichelico Idrossido rameoso Idrossido rameico Idrossido di zinco Idrossido mercurioso Idrossido mercurico Idrossido di argento biidroossido di cromo triidrossido di cromo diidrossido di manganese tetraidrossido di manganese diidrossido di ferro triidrossido di ferro diidrossido cobalto triidrossido di cobalto diidrossido di nichel triidrossido di nichel monoidrossido di rame diidrossido di rame diidrossido di zinco monoidrossido di mercurio diidrossido di mercurio idrossido di argento

16 Idracidi Gli idracidi sono i composti che l'idrogeno forma con elementi più elettronegativi, in cui presenta pertanto nox +1 (H + presenta carattere acido) e quindi nella formula va scritto per primo. I principali idracidi si formano dall'unione dell'idrogeno con i non metalli del VII gruppo A (alogeni) e con i non metalli del VI gruppo A. Gli idracidi hanno formula generale H n X con n = nox dell elemento X Esempio: H + Cl H + S HCl acido cloridrico H 2 S acido solfidrico Nella nomenclatura tradizionaleil nome degli idracidi si forma facendo seguire al termine "acido" il nome del non metallo seguito dalla desinenza -idrico. Nella nomenclatura IUPAC l idracido è trattato come un composto binario privo di ossigeno. L elemento più elettronegativo prende la desinenza uro, seguito dalla termine di idrogeno (eventualmente con gli opportuni prefissi moltiplicativi Nome sistematico (IUPAC) Nome tradizionale HF fluoruro di idrogeno acido fluoridrico HCl cloruro di idrogeno acido cloridrico HBr bromuro di idrogeno acido bromidrico HI ioduro di idrogeno acido Iodidrico H 2 S solfuro di diidrogeno acido solfidrico H 2 Se seleniuro di diidrogeno acido selenidrico H 2 Te tellururo di diidrogeno acido telluridrico Altri idracidi sono HCN H C N cianuro di idrogeno acido cianidrico HN 3 H N=N N azoturo di idrogeno acido azotidrico

17 Ossiacidi (acidi) Gli ossiacido (acido) sono composti chimici che si ottengono dalla reazione di un ossido basico con una più molecole di acqua. anidride + nh 2 O Ossiacido (acido) Hanno formula generale H m X O n dove X simbolo non-metallo m numero di atomi di H n numero di atomi di O Per scrivere la formula di un acido è sufficiente sommare all'anidride 2 atomi di idrogeno e 1 di ossigeno per ogni molecola d'acqua che viene aggiunta, ovvero contare il numero di atomi di idrogeno, non metallo e ossigeno dei reagenti e semplificando quando possibile. Ad esempio. CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 anidride carbonica acido carbonico N 2 O 5 + H 2 O H 2 N 2 O 6 2HNO anidride nitrica acido nitrico S O 2 + H 2 O H 2 S O 3 anidride solforosa acido solforoso S O 3 + H 2 O H 2 S O 4 anidride solforica acido solforico Nomenclatura tradizionale. Nella nomenclatura tradizionale il nome dell acido si ottiene da quello dell'anidride corrispondente, sostituendo il termine "acido" al termine "anidride" e mantenendo inalterato il prefisso mentre il suffisso passa dal femminile al maschile. Il non metallo ha un solo numero di ossidazione Il non metallo ha due numeri di ossidazione ANIDRIDE.ICA ACIDO..ICO ANIDRIDE. OSA ACIDO. OSO ANIDRIDE.ICA ACIDO. ICO ANIDRIDE IPO.. OSA ACIDO IPO... OSO Il non metallo ha quattro numeri di ossidazione ANIDRIDE..OSA ACIDO OSO ANIDRIDE..ICA ACIDO. ICO ANIDRIDE PER ICA ACIDO PER. ICO

18 La nomenclatura tradizionale prevede inoltre particolari prefissi per indicare acidi con diversi gradi di idratazione (metaacidi, piroacidi, ortoacidi). Ad esempio: P 2 O 5 + H 2 O 2HPO 3 (acido metafosforico) P 2 O 5 + 2H 2 O H 4 P 2 O 7 (acido pirofosforico) P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 (acido ortofosforico) Nomenclatura IUPAC La nomenclatura IUPAC prevede per tutti gli acidi la desinenza ico ed opportuni prefissi moltiplicativi per indicare il numero di atomi di ossigeno (osso), di eventuali altri gruppi e del non metallo. Propietà chimiche Nelle soluzioni acquose si rompono i legami covalenti O-H fortemente polarizzati e si liberano ioni H + pertanto colorano di rosso una cartina al tornasole.

19 Principali ossiacidi. REAZIONE FORMULA NOME TRADIZIONALE NOME IUPAC +4 +4 C O 2 + H 2 O H 2 CO 3 an. carbonica + 4 +4 S O 2 + H 2 O H 2 S O 3 an. solforosa + 6 +6 S O 3 + H 2 O H 2 S O 4 an. solforica + 3 +3 N 2 O 3 + H 2 O 2HNO 2 An.nitrosa + 5 +5 N 2 O 5 + H 2 O 2HNO 3 An. nitrica + 3 +3 P 2 O 3 +3H 2 O 2H 3 PO 3 An. fosforosa + 5 +5 P 2 O 5 +3H 2 O 2H 3 PO 4 An. fosforica acido carbonico acido solforoso acido solforico Acido nitroso Acido nitrico Acido (orto)fosforoso Acido (orto)fosforico acido triossocarbonico ((IV) acido triossosolforico (IV) acido tetraossosolforico (VI) Acido diossonitrico(iii) Acido triossonitrico(v) Acido triossofosforico(iii) Acido tetroossoifosforico(v) Cl 2 O+H 2 O 2HClO an.ipoclorosa + 3 +3 Cl 2 O 3 +H 2 O 2HClO 2 an.clorosa +5 +5 Cl 2 O 5 +H 2 O 2HCLO 3 an.clorica +7 +7 Cl 2 O 7 +H 2 O 2HClO 5 an.perclorica + 1 +1 Br 2 O +H 2 O 2HBrO An ipobromosa + 3 +3 Br 2 O 3 +H 2 O 2HBrO 2 an.bromosa +5 +5 Br 2 O 5 +H 2 O 2HBrO 3 an.bromica + 1 +1 I 2 O +H 2 O 2H I O an..ipoiodosa + 5 +5 I 2 O 5 +H 2 O 2HIO 3 an.iodica acido ipocloroso acido cloroso acido clorico acido perclorico acido ipobromoso acido bromoso acido bromico acido ipoiodoso acido iodico acido monossoclorico (I) acido diossoclorico (III) acido triossoclorico (V) acido pentaossoclorico (VII) acido monossobromico (I) acido diossobromico (III) acido triossobromico (V) acido monossoionico (I) acido triossoiodico (III)

20 +7 +7 I 2 O 7 +H 2 O 2H IO 4 an.periodica acido periodico acido monossoiodico (V) CrO 3 +H 2 O 2H 2 CrO 4 an.cromica 2CrO 3 +H 2 O 2H 2 Cr 2 O 7 +7 +7 Mn 2 O 7 +H 2 O 2HMnO 4 Acido cromico Acido bicromico Acido permanganico acido tetroossocromico acido eptoossocromico acido tetroossomanganico Acidi meta-, orto-,piro REAZIONE FORMULA NOME TRADIZIONALE +3 +3 B 2 O 3 + H 2 O 2H BO 2 An. borica +3 +3 B 2 O 3 + An. borica 3H 2 O 2H BO 3 Acido metaborico Acido ortoborico +3 +3 P 2 O 5 + H 2 O 2H P O 3 an. fosforosa +3 +3 P 2 O 5 + 2H 2 O H 4 P 2 O 7 an.fosforosa +3 +3 P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 P O 4 an. fosforosa +5 +5 P 2 O 5 + H 2 O 2H PO 3 an. fosfoica +5 +5 P 2 O 5 + 2H 2 O H 4 P 2 O 7 an. fosforica +5 +5 P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 an. Fosforica acido metafosforoso acido pirofosforoso acido ortofosforoso acido metafosforico acido pirofosfoico acido ortofosforico +4 +4 2SiO 2 + 4H 2 O 2H 4 SiO 4 an. Silicica acido ortosilicico

21 Radicale o residuo di un acido I radicali o residui degli acidi sono gli anioni poliatomici che derivano dalla perdita degli atomi di idrogeno di un acido. Essi hanno tante cariche negative quanti sono gli atomi di idrogeno persi. La formula di tali composti è pertanto costituita dalla formula dell acido privata di uno o più atomi di idrogeno. Il numero di atomi di H persi corrisponde al n.o. del residuo. Esempio: HClO ClO - H H 2 S O 4 S O 4-2 2H H 3 PO 4 P O 4-3 3H Radicali degli acidi vengono denominati premettendo la parola ione e sostituendo i sufissi degli acidi secondo la seguente regola ACIDO RESIDUO ACIDO IPO. OSO IPO..ITO..OSA.ITO. ICO.ATO PER. ICO PER.ATO IDRICO.URO

22 ACIDO NOME RESIDUO NOME DEL RESIDUO H 2 C O 3 acido carbonico C O 3 2- Carbonato H 2 S O 3 acido solforoso S O 3 2 - Solfito H 2 S O 4 acido solforico S O 4 2- Solfato H N O 2 Acido nitroso N O 2 - Nitrito H N O 3 Acido nitrico N O 3 - Nitrato H 3 PO 3 Acido ortofosforoso P O 3 3- (orto) fosfito H 3 PO 4 Acido ortofosforico P O 4 3- (orto)fosfato HClO acido ipocloroso ClO - Ipoclorito HClO 2 acido cloroso ClO 2 - Clorito HClO 3 acido clorico acido ClO 3 - Clorato HClO 4 acido perclorico ClO 4 - perclorato HBrO acido ipobromoso BrO - Ipobromito HBrO 2 acido bromoso BrO 2 - bromito HBrO 3 acido bromico BrO 3 - bromato HIO acido ipoiodoso IO - Ipoiodito HIO 3 acido iodico IO 3 - iodato HIO 4 acido periodico IO 4 - periodato H 2 CrO 4 Acido cromico CrO 4 2 cromato H 2 Cr 2 O 7 Acido bicromico Cr 2 O 7 2- bicromato HMnO 4 Acido permanganico MnO 4 - permanganato H 4 SiO 4 Acido ortosiliciico SiO 4 4- ortosilicato

23 I Sali I Sali degli acidi derivano formalmente dalla sostituzione di uno o più ioni H + degli acidi con uno ione metallico (catione) o con lo ione ammonio NH + 4 Nella nomenclatura tradizionale i nomi dei Sali si formano da quelli degli acidi corrispondenti cambiando le desinenze secondo lo schema seguente oso ito ico ato idrico uro ed eventualmente usando i termini monoacido biacido etc per i Sali acidi La nomenclatura IUPAC prevede per tutti i Sali la desinenza ato ed opportuni prefissi moltiplicativi per indicare il numero di atomi di ossigeno (osso) e di eventuali altri gruppi. Se è necessario un prefisso moltiplicativo per un costituente che a sua volta inizia con un prefisso moltiplicativo, il costituente va messo fra parentesi ed il prefisso utilizzato è quello indicato, fra parentesi, nella Tabella dei prefissi moltiplicativi (bis, tris, tetrakis.) Per scrivere la formula di un sale e necessario seguire le seguenti regole: 1) Scrivere la formula dello ione metallico (o dello ione ione ammonio eventualmente se il sale è un sale di ammonio) 2) Ricavare la formula del radicale dell acido (anione) eliminando gli atomi di idrogeno. Parto a ritroso dall anidride Anidride + acqua acido radicale dell acido 1) Accoppiare catione e anione secondo il metodo della carica incrociata, ossia dare come indice al metallo il valore assoluto della carica del radicale e a questo ultimo il valore assoluto della carica del metallo, semplificando gli indici se possibile. 2) Se si tratta di un sale binario l accoppiamento è incrociato: Esempio: Formula nitrato di sodio Metallo (Catione): Na Anidride nitrica + H 2 O acido nitrico ione nitrato radicale acido N 2 O 5 + H 2 O HNO 3 NO 3 - ione nitrato H Na + + NO - 3 Na NO 3 nitrato di sodio

24 Formula solfito di alluminio Catione: Al Anidride solforosa + H 2 O acido solforoso ione solfito -2 SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 SO 3 2H AL +3 + SO 3-2 Al 2 (SO 3 ) 3 La formazione dei sali può essere ottenuta con una delle seguenti reazioni: METALLO + NON-METALLO* METALLO + ACIDO OSSIDO + ANIDRIDE OSSIDO + ACIDO SALE IDROSSIDO + ANIDRIDE IDROSSIDO + ACIDO * sale binario Ad esempio. 1) Prepariamo il solfito di potassio : Utilizziamo il metodo: metallo +acido sale + H 2 il metallo è il potassio simbolo K n.o. +1 K + Lo zolfo S può assumere numeri di ossidazione +4 e +6, il solfito deriva dall acido solforoso in cui lo zolfo è preso con il numero di ossidazione più basso, cui corrisponde l anidride solforosa. sommando a questa una molecola di acqua atterremo l acido solforo so. e da questo il radicale solfito S + O 2 S O 2 S O 2 + H 2 O H 2 S O 3 anidride solforosa acido solforoso H 2 S O 3 S O 3-2 solfito radicale dell acido 2H

25 Il metallo ha n.o +1, il radicale 2, per la regola delle cariche incrociate daremo a K come indice il n.o del radicale (2) e al radicale il n.o. di K (1) K + H 2 S O 3 K 2 ( S O 3 ) + H 2 solfito di potassio bilanciando la reazione 2K + H 2 S O 3 K 2 ( S O 3 ) + H 2 2) Prepariamo il solfato di alluminio: Utilizziamo il metodo: Idrossido + acido sale + acqua L alluminio ha un unico n.o. +3 Il solfato deriva dall acido solforico pertanto per lo zolfo che ha 2 n.o. +4e +6 dovrò prendere il n.o. più alto Idrossido di alluminio + acido solforico solfato di alluminio+ acqua 4AL+ 3O 2 2 Al 2 O 3 Al 2 O 3 + 3 H 2 O 2 Al(OH) 3 4S + 3O 2 2S 2 O 3 S O 3 + H 2 O H 2 S O 4 ossido di Alluminio idrossido di Alluminio anidride solforica acido solforico H 2 S O 4 (S O 4 )-2 2H ione solfato radicale dell acido Al(OH) 3 AL +3 metallo n.o +3 3OH - Al(OH) 3 + H 2 S O 4 Al 2 (S O 4 ) 3 solfato di alluminio bilanciando la reazione 2Al(OH) 3 + 3H 2 S O 4 Al 2 (S O 4 ) 3 + 6 H 2 O Dalla reazione si sviluppano 6 molecole di acqua

26 3) Prepariamo il nitrato ferrico: Utilizziamo il metodo: Ossido + acido sale Ossido ferrico+ acido nitrico nitrato ferrico 2Fe + 3O 2 2Fe 2 O 3 ossido ferrico 4N+ 5O 2 2 N 2 O 5 anidride nitrica N 2 O 5 + H 2 O H 2 N 2 O 6 2HNO 3 Fe 2 O 3 Fe HNO 3 (NO 3 ) Fe 2 O 3 + HNO 3 Fe (NO 3 ) 3 + H 2 O ione ferrico nitrato bilanciando la reazione Fe 2 O 3 +6 HNO 3 2Fe (NO 3 ) 3 + 6 H 2 O 3) Prepariamo il cloruro di sodio Utilizziamo il metodo: metallo + non-metallo sale sodio+ cloro cloruro di sodio Na+ Cl NaCl 4) Prepariamo il solfuro di potassio Utilizziamo il metodo: metallo + acido sale potassio + acido solforico solfuro di sodio H 2 +S H 2 S S 2H K+ H 2 S K 2 S bilanciando la reazione 2K+ H 2 S K 2 S + H 2

27 Si possono formare sia utilizzando un anione proveniente da un acido completamente dissociato, ed in tal caso sono detti Sali neutri, sia da un acido parzialmente dissociato. In tal caso l anione possiede ancora atomi di idrogeno nella sua molecola e il sale che si forma è detto sale acido. (monoacido se conserva un idrogeno, biacido se ne conserva due etc) Reazione di sintesi Ione solfato Ad esempio l acido ortofosforico può formare tre tipi di Sali utilizzando gli anioni provenienti dalle tre dissociazioni successive H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - anione biacido H 2 PO 4 - HPO 4 2- H + + HPO 4 2- H + + PO 4 3- anione monoacido anione neutro Nome sistematico (IUPAC) Nome tradizionale CaSO 3 triossosolfato (IV) di calcio solfito di calcio CuSO 4 tetraossosolfato (VI) di rame (II) solfato rameico Na 2 SO 4 tetraossosolfato (VI) di sodio solfato di sodio Fe(NO 2 ) 2 bis(diossonitrato) (III) di Ferro (II) nitrito ferroso NaNO 3 triossonitrato (V) di sodio nitrato di sodio Na 3 PO 4 tetraossofosfato (V) di trisodio ortofosfato di sodio NaHSO 3 idrogeno triossosolfato (IV) di sodio solfito monoacido di sodio (bisolfito di sodio) CuH 2 PO 4 diidrogeno tetraossofosfato (V) di rame (I) fosfato biacido rameoso NaHCO 3 idrogeno triossocarbonato (IV) di sodio carbonato monoacido di sodio (bicarbonato di sodio) Pb(ClO) 4 tetrakis(monossoclorato) (I) di Piombo (IV) ipoclorito piombino Fe(OH)ClO ossoclorato (I) di idrossiferro (II) ipoclorito monobasico ferroso Fe(MnO 4 ) 3 tris(tetraossomanganato) (VII) di ferro (III) permanganato ferrico prende il nome di solfuro di rame (II)

28 Sali binari Derivano dalla reazione di un metallo con un non metallo Hanno formula generale. M X M simbolo del metallo X simbolo del non-metallo m n.o. del metallo x n.o. del non metallo Esempio: Na + CL NaCl cloruro di sodio K+ S K 2 S solfuro di sodio la nomenclatura tradizionale propone che il nome del nonmetallo con desinenza in -uro sia seguita da complemento di specificazione e nome del metallo o dal nome del metallo con suffisso e/o prefisso adeguato secondo le regole descritte in precedenza. Per esempio: NaCl prende il nome di cloruro di sodio Cu 2 S prende il nome di solfuro rameoso CuS prende il nome di solfuro rameico la nomenclatura IUPAC adotta le stesse regole utilizzate negli idruri, con la differenza che il termine idruro è opportunamente sostituito con il nome del nonmetallo, pur mantenendo la desinenza in -uro. Per esempio: NaCl prende il nome di cloruro di sodio Cu 2 S prende il nome di solfuro di dirame (I) CuS prende il nome di solfuro di rame (II)

29 Eccezioni Esistono alcuni composti che non sono quasi mai utilizzati con il proprio nome razionale, ma comunque unanimemente riconosciuti come tali. Essi sono: H 2 O Acqua NH 3 Ammoniaca AsH 3 Arsina C 6 H 6 Benzene PH 3 Fosfina N 2 H 4 Idrazina CH 4 Metano SiO 2 Silice Bibliografia: Baracchi Tagliabue Chimica - Lattes A Raggi Chimica generale - ETS Università